A solubilidade relativa dos sulfatos do grupo 2 é dada abaixo
Sal solubilidade relativa
MgSO 4 1
CaSO 4
SrSO 4
BaSO 4
Explique as razoes para essa tendência na solubilidade em termos das mudanças da entalpia de rede e entalpia de hidratação.

Passo 1

O enunciado mostra que a solubilidade dos sulfatos MgSO4, CaSO4, SrSO4, BaSO4 decresce fortemente ao descer o grupo 2. Queremos explicar essa tendência usando as entalpias de rede (energia necessária para separar o sólido iônico) e de hidratação (energia liberada quando os íons se solvatam).

Passo 2

Escrevemos a entalpia global de dissolução como a soma da energia para quebrar a rede e da energia de hidratação:
De<a Hsol ;=;De<a Hlat ;+;De<a Hhyd
em que De<a Hlat>0 (endotérmico) e De<a Hhyd<0 (exotérmico). Quanto mais negativo for De<a Hsol, mais favorecida a dissolução.

Passo 3

Ao descer o grupo 2, o raio do cátion M^2+ aumenta ( Mg^2+<Ca^2+<Sr^2+<Ba^2+). Isso faz com que a entalpia de rede De<a Hlat decresça (isto é, a magnitude necessária para separar a rede fica menor), mas essa redução é relativamente suave, porque a carga +2 permanece a mesma.

Passo 4

Por outro lado, a entalpia de hidratação De<a Hhyd depende fortemente da densidade de carga do cátion. Íons menores e mais densos liberam muita energia ao solvatar, então De<a Hhyd é muito negativo para Mg^2+ e vai ficando cada vez menos negativo para Ca^2+,Sr^2+,Ba^2+. A queda em |De<a Hhyd| ao descer o grupo é bem maior que a queda em De<a Hlat.

Passo 5

Como De<a Hhyd deixa de compensar a endotermia de rede, o valor de De<a Hsol torna-se cada vez menos negativo (e até positivo), tornando a dissolução menos favorecida. Assim, a solubilidade dos sulfatos diminui drasticamente de MgSO4 para BaSO4.

Resposta

A solubilidade decresce porque, ao descer o grupo, a entalpia de rede diminui só ligeiramente (rede um pouco mais fraca), mas a entalpia de hidratação fica muito menos exotérmica. Como a hidratação não compensa a quebra da rede, a dissolução torna-se energeticamente menos favorável e a solubilidade cai.

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